[PDF] Cours de chimie Minérale La source des gaz rares

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Université Mustapha Ben Boulaïd Batna-2.

Module : Chimie Minérale

tronc commun IIème Année LMD

Responsable du module : SAMSAR Djamila

Cours de chimie Minérale

Plan du cour

Introduction

I. à un électron (Hydrogenoide)

1.L'atome

2 .

2.1 Les nombres quantiques :

2.1. 1Le nombre quantique principal n א

2.1.3 Le nombre quantique magnétique m

2.1.4 Nombre de spin

2.2 Les orbitales atomiques (O.A) .

II. Configuration Electronique

II.1. Règles de remplissage

II.1.1. Règle de Kleckovski

II.1.2.

II.1.3. Règle de Hund

II.2. Limites de la règle de Kleckkovski et exceptions aux règles de remplissage

III. La Classification Périodique

III.1.Introduction

III.2 .Principe de la classification des éléments

III.3 .Lois périodiques et propriétés

III.4. Propriétés physique et chimique des familles

INTRODUCTION

1-L'atome

1-1-Le noyau

1-2-Le nuage électronique

*La masse atomique

2-Eléments et corps.

2.

La fonction d'onde

L'atome d'Hydrogène en mécanique quantique

2.1.Les nombres quantiques

2.1.1- Le nombre quantique principal n=1,2,3..

2.1.2-Le nombre quantique secondaire l , l=1,2,...n-1

2.1.3-Le nombre quantique magnétique m, avec mא

2.1.4-Le 4ème nombre quantique : le spin

2.2.Les orbitales atomiques (O.A) :

En mécanique quantique, une orbitale atomique est une fonction mathématique qui décrit le

comportement ondulatoire d'un électron ou d'une paire d'électrons dans un atome. Cette fonction donne la

probabilité de présence d'un électron d'un atome dans une région donnée de cet atome.

L'état de l'atome

CONFIGURATION ELECTRONIQUE

Règle de stabilité

fondamental ! -couche de plus basse énergie. -couches donné par la règle de Klechkovski

II.1.Règles de remplissage

II.1.1.Règle de Kleckovski

-couches change pour chaque élément

II.1.3.Règle de Hund

Limites de la règle de Kleckkovski et exceptions aux règles de remplissage. N.B

Représentation de Lewis:

Electrons de coeur

LA CLASSIFICATION PERIODIQUE

I. Introduction

L'étude de la structure électronique des atomes permet de comprendre de manière plus approfondie la

classification périodique des éléments appelée encore classification périodique de Mendeleïev, établit en

1869. Actuellement, elle comporte plus de 112 éléments et on continue d'en créer dans les accélérateurs

de particules. Mais seuls 90 d'entre eux sont stables, les autres ont des durées de vie très courtes.

Le tableau périodique, reste le moyen le plus important de comparaison entre les divers éléments

chimiques. Il regroupe et unifie de nombreuses connaissances théoriques, mais il exprime aussi des

chimiques associées, et de leurs structures.

II. Principe de la classification périodique

Le tableau de Mendeleïev fut établit afin de classer les éléments de la façon suivante:

Des rangées horizontales dans le tableau périodique forment les périodes. Les électrons des

éléments occupants une même période sont distribués sur un même nombre de couches électroniques,

nombre donné par le nombre de périodes. Dans une même période, les éléments sont disposés de gauche

à droite selon l'ordre croissant de leur numéro atomique Z.

Les colonnes verticales, quant à elles, forment des groupes ou des familles, et sont au nombre de 18. Les

éléments appartenant à une même famille ont en commun certaines caractéristiques, c'est donc dire que

les propriétés chimiques semblables reviennent périodiquement, d'où le nom de tableau de

classification périodique. Cela est dû au fait que les éléments d'un même groupe possédent tous le

même nombre d'électrons dans leur niveau de plus haute énergie(encore appellé couche de valence).

III. Energie des orbitales atomiques et nombres quantiques

La structure de la classification périodique est liée au remplissage des différentes sous-couches selon la

règle de klechkowski( afin de permettre de classer des éléments encore trouvé chaque ligne débute par

remplissage d'une sous-couche ns et s'achève par celui de la sous-couche np(sauf pour la n=1). de nombreuse anomalies commencent à partir de la 6ieme période. L'ensemble des

électrons d'un atome à plusieurs électrons, s'organise globalement en niveaux d'énergie de

la même façon pour tous les atomes: ces niveaux dépendent des deux nombres quantiques n

et l. Il faut mentionner ici que les électrons se répartissent, de façon indiscernable,

dans ces niveaux et que seule leur organisation globale a un sens.

En rose bloc S: nS1à nS2

En vert menthe : bloc P: np1à np6

En vert pistache : bloc d: nd1ànd10

En move : bloc f: nf1ànf14

7 lignes horizontales appelées les 7 PERIODES , Le numéro de la période correspond aux nombres de

couches électroniques occupées

18 colonnes appelées les FAMILLES et désignées de gauche à droite par un numéro de 1 à 18 ou par des

chiffres romains suivis du symbole A ou B. La lettre b se réfère aux groupes des éléments de transition

(éléments du centre du tableau).

103 ELEMENTS dont 90 naturels et 13 créés artificiellement, définis principalement par le symbole, le

numéro atomique (Z) et la masse atomique de l'élément.

Similitudes des propriétés

Les éléments sont classés selon leurs similitudes de propriétés.

*Les familles "A" dites "principales, sont numérotées de IA à VIIIA et portent les noms repris ci-dessous.

*Les familles "B" sont situées entre les familles IIA et IIIa et portent le nom de métaux de transition.

*Les éléments d'une même famille ont le même nombre d'électrons de valence.

Le numéro

les éléments de la famille Ia ont 1 électron de valence les éléments de la famille IIa ont 2 électrons de valence, ...

Le nombre d'électrons de valence (ou d'électrons sur la couche externe) permet de prévoir la charge de l'ion

Exemple:

Considérons l'atome de chlore de numéro atomique Z=17 dont la formule électronique est: (K)2(L)8(M)7.

il possède 7 électrons sur sa couche externe M. il a donc tendance à capter 1 électron pour obtenir l'octet (8

électrons) .en captant un électron, il prend une charge négative et devient un ion chlorure dont la formule

est Cl-.

Numéro Nombre d'électrons

sur la couche externe

Tendance Ion formé

IA 1 électron à perdre 1 électron cation de charge +1 IIA 2 électrons à perdre 2 électrons cation de charge +2

IB -> VIIIB

IIIA 3 électrons à perdre 3 électrons cation de charge +3 IVA 4 électrons à perdre ou capter 4 électrons cation +4 ou anion -4 VA 5 électrons à capter 3 électrons anion de charge -3 VIA 6 électrons à capter 2 électrons anion de charge -2 VIIA 7 électrons à capter 1 électrons anion de charge -1

VIIIA 8 électrons Structure stable

Les 103 éléments du tableau périodique sont classés en 3 catégories selon leurs propriétés

mais la plupart des éléments chimiques sont des métaux. les métaux les métalloïdes les non-métaux

L'hydrogène est un cas particulier, il est tout seul, il n'appartient à aucune des ces trois catégories. Il a tendance à

se comporter comme un métal dans certaines conditions et comme un non-métal dans d'autres conditions. Il peut-

être donneur ou receveur d'électrons, il existe sous la forme neutre H2, négative H- ou positive H+.

Métal

Un métal est un corps :

brillant (éclat métallique) bon conducteur de chaleur et d'électricité malléable et ductile donneur d'électrons qui réagit avec les acides en général solide à T et p habituelles (sauf le mercure (Hg)

Métalloïdes

Nom désignant des éléments intermédiaires entre les métaux et les gaz rares.

Les métalloïdes sont difficiles à classer comme métal ou non-métal, ils sont à la frontière (ligne en escalier) qui

sépare les métaux des non-métaux. Ils ressemblent aux non-métaux par certaines propriétés mais sont de faibles

conducteurs d'électricité (semi-conducteur). Métalloïde signifie qui ressemble aux métaux.

Non-métal

Les éléments non-métalliques sont des éléments qui ont un aspect terne (sans éclat). ne sont pas conducteurs de chaleur et d'électricité sont fréquemment des gaz ou des liquides

Les alcalins:

Situés à l'extrême gauche du tableau périodique, les alcalins sont tous des métaux, n'ont qu'1 électron de valence (famille Ia)

auront donc tendance à donner facilement cet électron pour saturer le niveau d'énergie et à former un cation

de charge +1 : Li+, Na+, K+, ...

Les alcalins doivent être conservés dans l'huile, car lorsqu'ils sont en contact avec l'eau ou l'air, ils réagissent

violemment pour former une base hydroxylée ou alcaline.

Les alcalins sont souvent utilisés dans la médecine ( fabrication des médicaments) et pour la fabrication

d'explosifs.

Les alcalino-terreux :

- possèdent deux électrons de valence (famille IIa)

- auront donc tendance à donner facilement deux électrons pour saturer le niveau d'énergie et à former un cation de

charge +2 : Be2+, Mg2+, Ca2+, ...

Ces éléments ne se trouvent jamais sous forme métallique libre dans la nature, ils sont très réactifs .

Les métaux de transition

Tous les membres de cette famille :

sont des métaux

n'obéissent pas à la règle de l'octet. En effet, ils peuvent accueillir plus de 8 électrons sur leur couche de

valence. Certains d'entre eux peuvent même en accueillir jusqu'à 18! Cela rend parfois difficiles les

interactions avec les éléments des autres familles.

Ils ont aussi, pour la plupart, tendance à s'unir entre-eux, ou encore avec des composés d'autres familles pour

former ce que l'on appelle des alliages

Les terreux

Cette famille est aussi connue sous le nom de "famille du bore".

Les éléments de la famille du bore :

comptent 3 électrons de valence (famille IIIa) ,

auront donc tendance à donner facilement trois électrons pour saturer le niveau d'énergie et à former un

cation de charge +3 : B3+, Al3+, ...

Le digne représentant de cette famille (du moins, celui qui lui donne son nom) est un élément appartenant aux

métalloïdes; les 4 autres sont des métaux

Les Carbonides

Cette famille, appelée aussi "famille du carbone", sort vraiment de l'ordinaire par rapport aux autres familles du

tableau périodique. Ses membres possèdent tous: 4 électrons de valence (famille IVa) ,donc ils peuvent en céder

ou en attirer pour se saturer et former respectivement un cation de charge +4 ou un anion de charge -4.

(Le carbone (C), le silicium (Si) et le germanium (Ge) sont des métalloïdes. L'étain (Sn) et le plomb (Pb) sont

des métaux).

Les azotides

possèdent 5 électrons de valence (famille Va)

auront donc tendance à attirer 3 électrons pour obéir à la règle de l'octet et à former une anion de charge -3

: N3-, p3-, ...

Les éléments les plus importants sont certainement l'azote et le phosphore, éléments essentiels à la vie des

animaux et des végétaux et dont nombreux de leurs composés ont des applications importantes.

Les sulfurides :

possèdent 6 électrons de valence (famille VIa)

auront donc tendance à attirer 2 électrons pour obéir à la règle de l'octet et à former une anion de charge -2

: O2-, S2-, ...

Les sulfurides prennent donc volontiers 2 électrons à ceux qui s'y risquent. Ils font des liens ioniques avec les

autres familles de la région des métaux, aussi bien que des liens covalents avec nos semblables, les non-métaux

Les halogènes :

ont tous 7 électrons de valence, (famille VIIa) ,ont donc tendance à attirer 1 électron pour obéir à la règle

de l'octet et à former une anion de charge -1 : F1-, Cl1.

Les halogènes n'hésitent pas à s'emparer de l'électron qui leur manque. C'est pour cela qu'ils sont reconnus comme

étant la famille la plus avare du tableau périodique.

Les gaz rares :

ont 8 électrons de valence, sauf l'hélium, ils possèdent dons une structure bien stable (8 électrons sur la

couches de valence) et ils ne sont pas intéressés à donner ou à recevoir des électrons.

Il y a quelques années, les gaz rares étaient appelés gaz inertes à cause de leur inertie chimique. Mais on sait

maintenant qu'ils peuvent néanmoins réagir avec d'autres gaz.

Ce sont les seuls gaz monoatomiques, tous les autres gaz ont des molécules diatomiques c'est-à-dire qu'il y a deux

atomes d'un même élément qui composent la molécule.

La source des gaz rares est l'air.

Propriétés Des Eléments :

Evolution du rayon atomique dans le tableau périodique

Le rayon atomique d'un élément chimique est une mesure de la taille de ses atomes, d'habitude la distance

moyenne entre le noyau et la frontière du nuage électronique qui l'entoure. Comme cette frontière n'est pas une

entité physique bien définie, il y a plusieurs définitions non équivalentes du rayon atomique( le rayon de

covalence, le rayon de Van der waals) qui correspond à la moitié de la plus petite distance entre noyaux de

molécules. le concept de rayon atomique est difficile à définir parce que les électrons n'ont pas d'orbite bien

définie, ni de taille précise. Leur position doit ainsi être décrite à l'aide de probabilités de distribution qui

diminuent graduellement en s'éloignant du noyau, sans s'annuler de manière brusque. De plus dans la matière

condensée et les molécules, les nuages électroniques des atomes se chevauchent souvent et certains électrons

peuvent être délocalisées sur deux atomes ou plus. Les rayons atomiques varient de manière prévisible lorsqu'on

se déplace dans le tableau périodique.

le rayon est une fonction croissante de n(dans la même colonne) et pour n constant (dans la même période), r est

une fonction décroissante de Z. Evolution de l'énergie de première ionisation dans le tableau périodique: Evolution de l'électronégativité dans le tableau périodique.

L'électronégativité, notée ߯

chimique avec un autre élément .il existe plusieurs définitions et par conséquent plusieurs échelles. Dans la

définition de pauling la différence de l'électronégativité entre les éléments A et B a pour expression:

affinité électronique, à la électron par un atome isolé. Plus l'affinité

électronique est grande, plus la capture d'un électron par l'atome dégage de l'énergie et plus l'ion négatif résultant est stable.

Une affinité électronique négative signifie au contraire qu'il faudrait fournir de l'énergie à l'atome pour lui attacher un électron.

électron.

ǻe crée une répulsion importante rendant difficile la capture du deuxième.

Les halogènes (fluor F, chlore Cl, brome Br, iode I - le groupe 7A), auxquels il ne manque qu'un électron pour

adopter la structure électronique du gaz rare le plus proche, ont une grande tendance à capter un électron et former

l'anion correspondant (F, Cl, Br, I). C'est dans cette famille que les éléments ont les plus grandes affinités

électroniques car une de leurs orbitales p est presque entièrement remplie ; il ne manque, pour former une couche

complète, qu'un électron supplémentaire. La structure ionique résultante est donc très stable et l'affinité

électronique importante. La plus grande affinité électronique est celle de l'atome de chlore, qui captant un électron

forme l'anion chlorure et fournit dans cette réaction 349 kJ/mol à l'environnementquotesdbs_dbs50.pdfusesText_50

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